《章末復(fù)習(xí)課》物質(zhì)及其變化PPT
專題總結(jié)對(duì)練
離子方程式的正誤判斷
1.看是否符合客觀事實(shí)。如Fe跟稀硫酸反應(yīng)，寫成2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑是錯(cuò)誤的。
2.看化學(xué)式拆寫是否正確。如NaHCO3與稀鹽酸反應(yīng)寫成2H＋＋CO2－3===CO2↑＋H2O是錯(cuò)誤的。
3．看是否遵循質(zhì)量守恒和電荷守恒。如Zn＋Ag＋===Zn2＋＋Ag電荷不守恒。
4．看是否漏掉部分離子反應(yīng)。如H2SO4溶液與Ba(OH)2溶液的反應(yīng)，寫成Ba2＋＋SO2－4===BaSO4↓或H＋＋OH－===H2O都是錯(cuò)誤的。
專題對(duì)練
1．鐵、稀鹽酸、澄清石灰水、氯化銅溶液是中學(xué)化學(xué)中常見的物質(zhì)。如圖所示，四種物質(zhì)間反應(yīng)的離子方程式書寫錯(cuò)誤的是( )
A．OH－＋H＋===H2O
B．2OH－＋Cu2＋===Cu(OH)2↓
C．Fe＋Cu2＋===Cu＋Fe2＋
D．Fe＋2H＋===Fe3＋＋H2↑
2．下列反應(yīng)的離子方程式正確的是( )
A．用稀鹽酸除水垢中的碳酸鈣： Ca2＋＋CO2－3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑
B．用稀鹽酸除水垢中的氫氧化鎂： Mg(OH)2＋2H＋===Mg2＋＋2H2O
C．用碳酸氫鈉作為抗酸藥中和胃酸： 2H＋＋CO2－3===H2O＋CO2↑
D．用H2SO4中和堿性廢水： H2SO4＋2OH－===2H2O＋SO2－4
離子在水溶液中能否大量共存的判斷
離子在溶液中能否大量共存的關(guān)鍵就是看離子間是否符合離子反應(yīng)發(fā)生的條件，若反應(yīng)，則不能大量共存。
1．看離子間能否生成難溶物、微溶物。要熟練記憶酸、堿、鹽的溶解性，特別是難溶性的鹽類。
2．看離子間能否反應(yīng)生成氣體。氣體有酸性氣體和堿性氣體兩種，具體表現(xiàn)為易揮發(fā)弱酸的酸根與H＋不能大量共存；銨鹽與強(qiáng)堿不能大量共存。
3．看離子間能否反應(yīng)生成難電離的物質(zhì)(弱酸、弱堿、水等)。酸中的鹽酸、硫酸和硝酸易電離，其他的酸一般難電離；堿中的氫氧化鈉、氫氧化鉀、氫氧化鈣、氫氧化鋇易電離，其他的堿均認(rèn)為是難電離。
4．看離子間能否發(fā)生氧化還原反應(yīng)等。
5．注意題目中附加的限定性條件
(1)無色透明的溶液中，不能存在有色離子，如Cu2＋(藍(lán)色)、Fe3＋(棕黃色)、Fe2＋(淺綠色)、MnO－4(紫色)等。
(2)在強(qiáng)酸性溶液中，與H＋起反應(yīng)的離子不能大量共存。
(3)在強(qiáng)堿性溶液中，與OH－起反應(yīng)的離子不能大量共存。
氧化還原反應(yīng)
1.理清概念間的關(guān)系
2．聯(lián)想記憶關(guān)鍵詞
(1)記憶口訣：“升失氧還、降得還氧”。其含義即：化合價(jià)升高→失去電子(電子對(duì)偏離)→被氧化→還原劑→具有還原性(失電子能力)；化合價(jià)降低→得到電子 (電子對(duì)偏向)→被還原→氧化劑→具有氧化性(得電子能力)。
(2)記憶口訣：“劑性一致，其他相反”。其含義即：氧化劑具有氧化性，還原劑具有還原性；“其他相反”即氧化劑被還原，發(fā)生還原反應(yīng)，得還原產(chǎn)物；還原劑被氧化，發(fā)生氧化反應(yīng)，得氧化產(chǎn)物。
3．學(xué)會(huì)正確的分析方法
化合價(jià)變化是分析一切氧化還原反應(yīng)問題的前提和基礎(chǔ)，正確標(biāo)出各元素的化合價(jià)是分析氧化還原反應(yīng)的關(guān)鍵和突破口。具體方法是找變價(jià)，判類型(是否氧化還原反應(yīng))；分升降，定其他(化合價(jià)升高，失去電子，發(fā)生氧化反應(yīng)，化合價(jià)降低，得到電子，發(fā)生還原反應(yīng))。
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